A. VỎ ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ
1. Thành phần nguyên tử
a) Cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử được cấu tạo gồm: vỏ nguyên tử (chứa các electron) và hạt nhân (chứa proton và nơtron).
Hạt Electron Proton Nơtron
Kí hiệu e p n
Điện tích 1- 1+ 0
Khối lượng 9,1094.10-31 kg mn ≈ mp = 1,6726.10-27 kg Quy ước: eo = 1,602.10-19 C : điện tích đơn vị
Nguyên tử là đơn vị cấu trúc nhỏ nhất của các chất. Trong những tương tác hóa học thông thường, nguyên tử nói chung không thay đổi vì thành phần cấu tạo quyết định cho nguyên tử là hạt nhân không thay đổi mà chỉ có cấu trúc lớp vỏ electron thay đổi do chúng tham gia tạo thành các liên kết hóa học.
b) Kích thước và khối lượng nguyên tử
Nguyên tử có kích thước rất nhỏ. Nếu hình dung nguyên tử như một khối cầu thì nó có đường kính khoảng 1 Ao (10-10 m). Đường kính hạt nhân nguyên tử còn nhỏ hơn, khoảng 10-4 o
A. Đường kính của proton và electron còn nhỏ hơn nhiều, khoảng 10-7 o
A. Từ đó cho thấy giữa electron và hạt nhân có khoảng trống. Nguyên tử có cấu tạo rỗng.
Khối lượng nguyên tử = khối lượng các proton + khối lượng các nơtron
+ khối lượng các electron ≈khối lượng các proton + khối lượng các nơtron (vì me rất nhỏ so với mnguyên tử có thể bỏ qua)
c) Hạt nhân nguyên tử
• Điện tích hạt nhân: Nếu hạt nhân có Z proton thì điện tích hạt nhân là Z+.
• Trong bất kì nguyên tử của nguyên tố nào, số p = số e nên nguyên tử trung hòa
về điện.
• Số khối A: là tổng số hạt proton (Z) và nơtron (N) trong hạt nhân nguyên tử. A = Z + N
• Điều kiện bền của hạt nhân
Thực nghiệm cho biết với mỗi nguyên tố, tuy số lượng proton trong hạt nhân có thể thay đổi, nhưng sự thay đổi chỉ có thể xảy ra trong một giới hạn nhất định; nếu không, hạt nhân nguyên tử sẽ không bền và chúng tự phân rã để biến đổi thành hạt nhân nguyên tử nguyên tố khác. Yếu tố xác định hạt nhân nguyên tử có bền hay không là tỉ số giữa số hạt nơtron và số hạt proton.
N
1 1,524 P
≤ ≤
• Nguyên tử của tất cả các nguyên tố hóa học đều được cấu tạo từ 3 loại hạt trên.
Ngoài 3 loại hạt quan trọng kể trên người ta còn phát hiện ra các loại hạt khác nhưng đều không bền và chỉ tồn tại trong những điều kiện đặc biệt. Để nghiên cứu các hiện tượng hóa học, chỉ cần chú trọng đến 3 loại hạt trên là đủ.
d) Kí hiệu nguyên tử: A ZX
X: kí hiệu hóa học của nguyên tố A: số khối của X
Z: số hiệu nguyên tử của X
Nguyên tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân. Cho đến nay, người ta đã biết khoảng 92 nguyên tố tự nhiên và 17 nguyên tố nhân tạo. Các nguyên tố nhân tạo chưa được phát hiện thấy trên Trái Đất hay bất kì nơi nào khác trong vũ trụ mà được điều chế trong phòng thí nghiệm. (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
Tính chất của một nguyên tố hóa học là tính chất của tất cả các nguyên tử của nguyên tố đó.
2. Đồng vị
Các đồng vị của cùng một nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối A của chúng khác nhau.
VD: Hiđro có 3 đồng vị:
1
1H 21H 31H
Proti Đơteri Triti
99,984 % 0,016 % 10-7 %
Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố hóa học có nhiều đồng vị.
Giả sử nguyên tố X có 2 đồng vị X1 và X2.
Gọi X là nguyên tử khối trung bình. A là nguyên tử khối của đồng vị X1
(chiếm a %). B là nguyên tử khối của đồng vị X2 (chiếm b %).
Aa + Bb X =
100
Hầu hết các nguyên tố hoá học là hỗn hợp của các đồng vị. Ngoài những đồng vị tồn tại trong tự nhiên, người ta còn điều chế được các đồng vị nhân tạo. Người ta phân biệt các đồng vị bền và không bền. Hầu hết các đồng vị có số hiệu nguyên tử lớn hơn 83 không bền, chúng còn được gọi là các đồng vị phóng xạ.
3. Sự sắp xếp các electron trong nguyên tử
• Dựa vào những dữ kiện thực nghiệm về quang phổ nguyên tử và năng lượng ion hóa, các nhà khoa học biết rằng: trong nguyên tử các electron phân bố
theo từng mức năng lượng. Electron ở gần hạt nhân có năng lượng thấp (bền), electron ở xa hạt nhân có năng lượng cao (kém bền hơn).
Các mức năng lượng được đánh số từ trong ra ngoài, theo thứ tự sau:
Thứ tự 1 2 3 4 5 6 7…
Lớp K L M N O P Q…
Mỗi mức năng lượng lại chia thành một số phân mức năng lượng (phân lớp).
• Các electron cùng lớp có mức năng lượng xấp xỉ nhau, các electron cùng
phân lớp có mức năng lượng bằng nhau.
• Các electron trong một nguyên tử chỉ có thể chiếm một số mức năng
lượng xác định. Ở điều kiện bình thường, các electron trong nguyên tử chiếm các mức năng lượng thấp nhất. Khi nhận được năng lượng từ bên ngoài kích thích thì electron có thể bị đẩy lên mức năng lượng cao hơn. Trạng thái này không bền nên electron giải phóng năng lượng dư dưới dạng một photon và lại trở về mức năng lượng thấp hơn.
4.Sự chuyển động của một electron trong nguyên tử được đặc trưng bằng 4 số lượng tử n, l, ml, ms
• Theo cơ học lượng tử thì trong nguyên tử các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân không theo một quỹ đạo xác định nào.
• Obitan nguyên tử là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó
xác suất có mặt electron là lớn nhất. Kí hiệu: AO (atomic obitan). Mỗi obitan nguyên tử (ô lượng tử) được kí hiệu bằng 1 ô vuông nhỏ. (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
a) Số lượng tử chính n: n có các giá trị nguyên dương (1, 2, 3, …)
Electron trong nguyên tử có những trạng thái năng lượng xác định tuân theo điều kiện lượng tử hóa. Điều kiện này được thể hiện bằng sự có mặt của số lượng tử chính n trong biểu thức xác định các giá trị năng lượng.
Ví dụ: với nguyên tử H, biểu thức năng lượng có dạng 2
1
E = -13,6. (eV) n .
Số lượng tử chính quy định mức năng lượng của một electron ⇒ n càng lớn, mức năng lượng càng cao. Trạng thái lượng tử ứng với mức cơ bản (E1) là trạng thái bền, ổn định vì electron liên kết với hạt nhân bền vững nhất. Sự chuyển
electron từ trạng thái lượng tử này sang trạng thái lượng tử khác có kèm theo sự thu vào hay phát ra năng lượng.
Giá trị của n cũng quy định kích thước của obitan ⇒ n càng lớn, kích thước obitan càng lớn ⇒ electron càng có nhiều khả năng ở xa hạt nhân.
n 1 2 3 4 5 6 7…
Lớp K L M N O P Q…
b) Số lượng tử phụ hay số lượng tử obitan l (số lượng tử momen góc obital)
l là số nguyên có giá trị trong khoảng từ 0 đến (n – 1).
l cho biết hình dạng và tên gọi của obitan ⇒ ứng với một giá trị n, l có thể có n giá trị.
Với những nguyên tử nhiều electron, năng lượng electron phụ thuộc giá trị của l, những electron có cùng giá trị l lập nên một phân lớp và có năng lượng như nhau.
l 0 1 2 3 … (n-1)
kí hiệu s p d f …
hình dạng hình cầu hình số tám nổi (hình dạng phức tạp) n = 1 ⇒ l = 0 ⇒ lớp thứ nhất có 1 kiểu obitan. Kí hiệu: 1s.
n = 2 ⇒ l = 0, 1 ⇒ lớp thứ hai có 2 kiểu obitan. Kí hiệu: 2s, 2p. n = 3 ⇒ l = 0, 1, 2 ⇒ lớp thứ ba có 3 kiểu obitan. Kí hiệu: 3s, 3p, 3d. n = 4 ⇒ l = 0, 1, 2, 3 ⇒ lớp thứ tư có 4 kiểu obitan. Kí hiệu: 4s, 4p, 4d, 4f. …
Trong một lớp, năng lượng của các electron tăng dần theo thứ tự ns, np, nd, nf.
c) Số lượng tử từ ml: là một số nguyên có giá trị trong khoảng –l; …; 0; …; +l. • ml cho biết cách định hướng của obitan trong không gian quanh hạt nhân và quy định số obitan trong cùng một phân mức năng lượng (mỗi giá trị ml ứng với 1 obitan).
⇒ ứng với một giá trị của l sẽ có (2l + 1) giá trị của ml. l = 0 ⇒ ml = 0 ⇒ phân lớp s có 1 obitan.
l = 1 ⇒ ml = +1; 0; -1 ⇒ phân lớp p có 3 obitan.
l = 2 ⇒ ml = +2; +1; 0; -1; -2 ⇒ phân lớp d có 5 obitan.
l = 3 ⇒ ml = +3; +2; +1; 0; -1; -2; -3 ⇒ phân lớp f có 7 obitan. Mỗi obitan đặc trưng bằng 3 số lượng tử n, l, ml.
d) Số lượng tử từ spinms
Số lượng tử từ spin xác định trạng thái riêng của electron (được quan niệm là đặc trưng cho sự tự quay của electron xung quanh trục của nó). Đại lượng ms
chỉ nhận một trong hai giá trị +1/2 hay -1/2; không phụ thuộc gì vào các số lượng tử trên.
Tóm lại, trạng thái của một electron trong nguyên tử được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử n, l, ml, ms tức là bằng kích thước, hình dạng, sự định hướng không gian và sự tự quay của electron.
e) Cách biểu diễn obitan nguyên tử
• Obitan s (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
Khi electron ở phân lớp l = 0, ta nói rằng electron chiếm obitan s.
Tất cả các obitan s đều có dạng hình cầu, điều khác nhau là khi n tăng thì kích thước các obitan cũng tăng.
x y z
• Obitan p
Các obitan nguyên tử ứng với l = 1 gọi là obitan p.
Obitan p có dạng hình số 8 nổi. Với l = 1, ml có 3 giá trị ứng với 3 obitan p. Ba obitan có hình dạng giống nhau, có năng lượng bằng nhau nhưng hướng không gian khác nhau. Chúng vuông góc với nhau từng đôi một ứng với 3 trục tọa độ x, y, z trong hệ tọa độ vuông góc. Kí hiệu là px, py, pz.
x y z px x y z py x y z pz
• Obitan d và obitan f có hình dạng phức tạp hơn.
5. Sự phân bố electron trong nguyên tử nhiều electron
Sự sắp xếp các electron trong nguyên tử tuân theo nguyên lí Pauli, nguyên lí vững bền và quy tắc Hund.
a) Nguyên lí Pauli: Trong nguyên tử không thể có 2 hay nhiều electron có chung 4 số lượng tử.
Hệ quả:
Số electron tối đa của một ô lượng tử
Những electron ở cùng một ô lượng tử (tức cùng một obital) đã có chung 3 giá trị n, l, ml nên các giá trị ms phải khác nhau. Vì ms chỉ có 2 giá trị nên trong một ô lượng tử chỉ có tối đa 2 electron và 2 electron này phải có số lượng tử spin trái dấu nhau. Chúng được kí hiệu bằng 2 mũi tên ngược chiều nhau.
↑ : 1 electron trong obitan s ( electron độc thân).
↑↓ : 2 electron trong obitan s (electron ghép đôi). ↑ ứng với ms = +1/2: spin dương.
↓ ứng với ms = -1/2: spin âm.
Số electron tối đa của một phân lớp
Phân lớp ứng với số lượng tử l sẽ có (2l + 1) ô lượng tử nên trong phân lớp đó có tối đa 2(2l + 1) electron.
Số electron tối đa của một lớp
Lớp có số lượng tử chính bằng n sẽ có n phân lớp. Do đó số electron tối đa trong lớp n bằng 2n2.
Trong nguyên tử, ở trạng thái cơ bản, các electron sẽ xếp vào phân lớp có mức năng lượng thấp trước, cho đến khi phân lớp đó bão hòa mới xếp sang phân lớp có mức năng lượng cao hơn kế tiếp.
• Trong trường hợp nguyên tử nhiều electron, ngoài tương tác giữa electron và hạt nhân còn có tương tác giữa các electron với nhau gây nên 2 hiện tượng là hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập.
Hiệu ứng chắn
Các electron trong nguyên tử tạo thành nhiều lớp khác nhau, do lực đẩy giữa các electron nên các lớp electron bên trong biến thành màn chắn làm yếu lực hút giữa hạt nhân với các electron bên ngoài.
Hiệu ứng xâm nhập
Theo cơ học lượng tử, một electron có thể có mặt ở bất kì chỗ nào trong không gian quanh hạt nhân nguyên tử. Tất cả các electron, kể cả các electron ngoài cùng trong một khoảng thời gian nhất định cũng có thể xuất hiện ở khu vực gần hạt nhân. Như thế, có thể nói các electron bên ngoài xâm nhập qua các lớp electron bên trong đến gần hạt nhân. Sự xâm nhập làm tăng độ bền của liên kết giữa electron bên ngoài với hạt nhân.
Quy tắc Klechkowski
Do ảnh hưởng của hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập mà các phân mức năng lượng trong nguyên tử nhiều electron được sắp xếp theo chiều tăng dần năng lượng như sau:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d … (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
c) Quy tắc Hund
Trong nguyên tử, ở trạng thái cơ bản, các electron thuộc cùng một phân lớp sẽ phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho tổng spin của chúng là cực đại (tức tổng số electron độc thân là cực đại).
N (Z = 7): 3e trên phân lớp 2p O (Z = 8): 4e trên phân lớp 2p
5.1. Cấu hình electron nguyên tử
• Sự sắp xếp electron vào các phân lớp theo thứ tự tăng dần các mức năng lượng rồi viết lại theo đúng thứ tự lớp sẽ cho cấu hình electron nguyên tử.
Sự sắp xếp electron vào các obitan nguyên tử có tổng số (n + l) như nhau sẽ xảy ra theo hướng tăng dần giá trị số lượng tử chính n.
• Quy ước cách viết:
Số thứ tự lớp chữ số 1, 2, 3, …
Phân lớp chữ cái thường s, p, d, f
Số electron chỉ số phía trên bên phải kí hiệu phân lớp s2, p2, … • Cách viết cấu hình electron nguyên tử:
− Xác định số electron của nguyên tử (theo các giá trị Z của nguyên tử). − Các electron được phân bố theo thứ tự tăng dần các mức năng lượng AO, theo các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử.
− Viết cấu hình electron (theo thứ tự lớp). VD: Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 [Ne] 3s1 Fe (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 [Ar] 3d6 4s2 Các trường hợp ngoại lệ
− Do cấu hình d10 (bão hòa) và d5 (bán bão hòa) bền, có năng lượng thấp nên các nguyên tử có cấu hình (n-1)d9
ns2 sẽ tự chuyển thành (n-1)d10
ns1, hay cấu hình (n-1)d4 ns2 sẽ tự chuyển thành (n-1)d5 ns1.
Cu (Z = 29): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1. Cr (Z = 24): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1.
− Ở các nguyên tử có nhiều electron ở nhiều mức năng lượng càng xuất hiện nhiều trường hợp ngoại lệ hơn nữa.
5.2. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng
Các electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử quyết định tính chất hóa học của nguyên tố.
a) Đối với nguyên tử của các nguyên tố, số electron tối đa lớp ngoài cùng là 8. Các nguyên tố có 8 electron lớp ngoài cùng đều rất bền vững, chúng hầu như không tham gia vào các phản ứng hóa học. Đó là các nguyên tử khí hiếm (trừ He có số electron lớp ngoài cùng là 2).
b) Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng là các nguyên tử kim loại (trừ H, He, B).
c) Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng là các nguyên tử phi kim (trừ H, He, B).
d) Các nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng có thể là kim loại hay phi kim.
6. Năng lượng ion hoá, ái lực electron, độ âm điện
a) Năng lượng ion hoá (I)
Năng lượng ion hoá là năng lượng cần cung cấp để tách 1electron ở trạng thái cơ bản ra khỏi 1 nguyên tử tự do ở trạng thái khí và biến nguyên tử thành ion dương. Nguyên tử càng dễ nhường electron (tính kim loại càng mạnh) thì I có trị số càng nhỏ. Đơn vị: kJ/mol (hoặc eV).
+
H (k) → H (k) + e , I1 = 1312 kJ/mol
Đối với nguyên tử nhiều electron, ngoài năng lượng ion hóa thứ nhất, còn có năng lượng ion hóa thứ 2, thứ 3, .... Dĩ nhiên I1 < I2 < I3 < ...< In ...
b) Ái lực electron (E) (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
Ái lực electron của một nguyên tố là năng lượng của quá trình nguyên tử của nguyên tố đó ở trạng thái khí nhận 1 electron và trở thành ion âm. Nguyên tử có khả năng thu electron càng mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng lớn.
F (k) + e- → F- (k), ∆H = - 328 kJ/mol
c) Độ âm điện (χ)